Шпаргалки к экзаменам и зачётам

 

Буферные  растворы

 

Буферными  растворами  называются растворы с устойчивой активностью водородных ионов, то есть с определенным значением рН, которое практически не зависит от разбавления раствора и слабо меняется при прибавлении к раствору сильной кислоты или сильного основания - эта способность и называется  буферностью.

Обычно буферные растворы представляют собой растворы, содержащие слабую кислоту (или основание) вместе с ее солью. Пример - смесь уксусной кислоты и ацетата Na. В растворе имеется сопряженная пара - СН₃СООН  и СН₃СОО^–, действие которой состоит в том, что при добавлении сильной кислоты ее протоны связываются основанием СН₃СОО^–, а при введении сильного основания уксусная кислота отдает ему свои протоны, и в обоих случаях  [Н⁺]  изменяется незначительно.

Найдем количественную связь между значением рН и активностями (в случае разбавленных растворов - концентрациями) растворенных веществ:

К_д,к  =       ;     =  К_д,к  .

 

Если к раствору слабой кислоты добавлена соль этой кислоты и сильного основания, то диссоциация кислоты подавляется, и    равна общей активности кислоты  а_к (в растворе смеси уксусной кислоты и ацетата натрия), а    можно считать равной активности ацетата натрия  а_с :

=  К_д,к  .

 

Подбирая различные отношения концентраций кислоты и соли, можно получить растворы с различными значениями рН. При данном составе раствора значение рН мало зависит от Т.

Другой пример буферного раствора - слабое основание  NH₄OH и его соль с сильной кислотой  NH₄Cl. Для этой сопряженной пары получим

К_д,о  =    =    ;

 =  К_д,о      ;    =    =   .

 

Анализ уравнений показывает, почему разбавление буферных растворов практически не меняет рН растворов: рН зависит не от абсолютных значений концентраций кислоты и ее соли, а от их соотношения.

Количественной характеристикой буферности является  буферная  емкость  - число эквивалентов щелочи или кислоты, необходимое для изменения рН на единицу:

b¢  =  .

Величина  b¢  зависит от  К_д,к ( К_д,о) и максимальна в области рН, близкой к рК. Буферные емкости одного и того же раствора относительно кислоты и щелочи различны.

Буферные смеси можно приготовить не только из кислоты (или основания) и соли, но и из двух солей на разных ступенях диссоциации (Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄).

Буферные смеси находят применение при измерениях рН растворов, для проведения химических процессов в условиях постоянства рН.

 

Амфотерные электролиты

 

Существует группа соединений, в молекулах которых содержатся кислотные и основные группы. Такие соединения называют амфотерными электролитами, или амфолитами. Классический пример амфолитов – аминокислоты жирного ряда NH₂RCOOH. В водном растворе аминокислот в результате внутренней ионизации образуются цвиттер-ионы (двойные или биполярные ионы, амфиионы):

NH₂RCOOH  Û  ⁺NH₃RCOO^–

При добавлении сильной кислоты в раствор аминокислоты происходит реакция

⁺NH₃RCOO^–  +  Н⁺  Û  ⁺NH₃RCOOН ,

а при добавлении сильной щелочи – реакция

⁺NH₃RCOO^–  +  ОН^–  Û  NH₂RCOO^–  +  Н₂О

Таким образом, основные свойства аминокислоты обусловлены группой – СОО^– , а кислотные – группой  – NH₃⁺ .

Произведение  растворимости

При растворении твердых веществ в воде может быть достигнуто состояние насыщения раствора, при котором для данной температуры растворение вещества прекратится, при этом твердая фаза будет находиться в равновесии с растворенным веществом. Если вещество (соль M_nA_m) является электролитом, то в растворе установится равновесие

 M_nA_m(тв.)   Û   n M^z+  +  m A^z– .

Константа диссоциации соли    К_д   =      ;   при данной Т является величиной постоянной.

К_д×   =  ПР  =  .

Таким образом, в насыщенном растворе соли произведение активностей ее ионов есть величина постоянная, она называется  произведением  растворимости.

Если соль малорастворима и ее раствор разбавлен, то в выражении для ПР активности можно заменить концентрациями.

Из уравнения для ПР следует, что при добавлении к раствору малорастворимой соли хорошо растворимого соединения, имеющего общий ион с малорастворимой солью, растворимость соли будет уменьшаться. Кроме того, добавление посторонней соли к раствору увеличивает ионную силу этого раствора и уменьшает коэффициент активности той соли, которая находилась в растворе до введения посторонней добавки. Величины ПР имеют большое практическое значение в химической технологии и в аналитической химии, так как они определяют условия, при которых должно происходить растворение солей или выделение их из растворов.